Faradayovy zákony elektrolýzy

Faradayovy zákony elektrolýzy jsou kvantitativní vztahy založené na elektrochemickém výzkumu Michaela Faradaye, který publikoval v roce 1836.

Tyto zákony určují vztah mezi množstvím uvolněných látek při elektrolýze a množství elektřiny prošlé elektrolytem. Faradayovy zákony jsou dva. V odborné literatuře a v učebnicích existují různé formulace těchto zákonů.

Elektrolýza — uvolňování látek z elektrolytu během průchodu elektřina… Například, když elektrický proud prochází mírně okyselenou vodou, voda se rozkládá na její složky – plyny (kyslík a vodík).

Množství látky uvolněné z elektrolytu je úměrné množství elektřiny procházející elektrolytem, ​​tedy součin síly proudu krát doba, po kterou tento proud protéká. Proto jev elektrolýzy může sloužit k měření síly proudu a určení aktuální jednotky.

Elektrolyt — roztok a obecně složitá kapalina, která vede elektrický proud.V bateriích je elektrolytem roztok kyseliny sírové (v olovu) nebo roztok hydroxidu draselného nebo hydroxidu sodného (v železo-nikl). V galvanických článcích slouží jako elektrolyt také roztoky jakýchkoliv chemických sloučenin (amoniak, síran měďnatý atd.).

Michael Faraday (1791-1867)

Michael Faraday (1791 — 1867) — anglický fyzik, zakladatel moderní nauky o elektromagnetických jevech. Svůj pracovní život začal jako učeň v knihařské dílně. Získal pouze základní vzdělání, ale samostatně studoval vědu a pracoval jako laborant u chemičky Devi, stal se skvělým vědcem, jedním z největších experimentálních fyziků.

Farraday otevřel jev elektromagnetické indukce, zákony elektrolýzy, vyvinul nauku o elektrických a magnetických polích a položil základy moderních koncepcí elektromagnetického pole… Byl prvním vědcem, který měl představu o vibrační, vlnové povaze elektromagnetických jevů.

První Faradayův zákon elektrolýzy

Hmotnost látky, která se během elektrolýzy vysráží na elektrodě, je přímo úměrná množství elektřiny přenesené na tuto elektrodu (prošlou elektrolytem). Množství elektřiny se týká množství elektrického náboje, obvykle měřeného v přívěscích.

Druhý Faradayův zákon elektrolýzy

Pro dané množství elektřiny (elektrického náboje) je hmotnost chemického prvku, který se usadí na elektrodě během elektrolýzy, přímo úměrná ekvivalentní hmotnosti tohoto prvku. Ekvivalentní hmotnost látky je její molární hmotnost dělená celým číslem v závislosti na chemické reakci, které se látka účastní.

Nebo

Stejné množství elektřiny vede k uvolnění ekvivalentních hmotností různých látek na elektrodách během elektrolýzy. K uvolnění jednoho molu ekvivalentu jakékoli látky je potřeba vynaložit stejné množství elektřiny, konkrétně 96485 C. Tato elektrochemická konstanta je tzv. Faradayovo číslo.

Faradayovy zákony v matematické podobě

• m je hmotnost látky nanesené na elektrodě;

• Q je hodnota celkového elektrického náboje v přívěscích, prošlého během elektrolýzy;

• F = 96485,33 (83) C / mol – Faradayovo číslo;

• M je molární hmotnost prvku v g/mol;

• z — valenční počet iontů látky (elektronů na iont);

• M/z — ekvivalentní hmotnost látky aplikované na elektrodu.

Aplikováno na Faradayův první zákon elektrolýzy, M, F a z jsou konstanty, takže čím více Q, tím více m bude.

Z hlediska druhého Faradayova zákona elektrolýzy jsou Q, F a z konstanty, takže čím více M/z, tím více m bude.

Pro stejnosměrný proud máme

• n je počet molů (množství látky) uvolněných na elektrodě: n = m / M.

• t je doba průchodu stejnosměrného proudu elektrolytem. U střídavého proudu se celkový náboj sčítá za čas.

• t je celková doba elektrolýzy.

Příklad aplikace Faradayových zákonů

Je nutné napsat rovnici elektrochemických procesů na katodě a anodě při elektrolýze vodného roztoku síranu sodného s inertní anodou. Řešení problému bude následující. V roztoku bude síran sodný disociovat podle následujícího schématu:

Standardní elektrodový potenciál v tomto systému je následující:

To je mnohem zápornější úroveň potenciálu než u vodíkové elektrody v neutrálním prostředí (-0,41 V). Proto na záporné elektrodě (katodě) začne elektrochemická disociace vody s uvolňováním vodíku a hydroxidového iontu podle následujícího schématu:

A kladně nabité ionty sodíku přibližující se k záporně nabité katodě se budou hromadit poblíž katody, v přilehlé části roztoku.

Na kladné elektrodě (anodě) dojde k elektrochemické oxidaci vody, která povede k uvolnění kyslíku, podle následujícího schématu:

V tomto systému je standardní elektrodový potenciál +1,23 V, což je výrazně pod standardním elektrodovým potenciálem v následujícím systému:

Záporně nabité síranové ionty pohybující se směrem ke kladně nabité anodě se budou hromadit v prostoru blízko anody.